UNEFM. ING CIVIL. QUÍMICA I.

1. La Teoría Cinético- Molecular de Los Gases
El comportamiento de los gases, enunciadas mediante las leyes anteriormente
descriptas, pudo explicarse satisfactoriamente admitiendo la existencia del
átomo. Es una teoría física que relaciona las propiedades de los gases con la
mecánica clásica y explica el comportamiento y propiedades de los gases,
basada en el movimiento de partículas, en especial de moléculas de gases.
Postulados de la teoría cinético – molecular
• Los gases están formados por partículas diminutas
• El volumen que ocupa un gas está formado por espacio vacío
• Las partículas de gas se mueven en línea recta en todas direcciones,
chocando entre sí y con las paredes del recipiente
• Todos los choque de las moléculas de gas son perfectamente elásticos
• La energía cinética promedio de las partículas es igual para todos los
gases a la misma T y su valor es directamente proporcional a la T (en K)
Ec = k * T
El volumen de un gas: refleja simplemente la distribución de posiciones de las
moléculas que lo componen. Más exactamente, la variable macroscópica V
representa el espacio disponible para el movimiento de una molécula.
La presión de un gas, que puede medirse con manómetros situados en las
paredes del recipiente, registra el cambio medio de momento lineal que
experimentan las moléculas al chocar contra las paredes y rebotar en ellas.
La temperatura del gas es proporcional a la energía cinética media de las
moléculas, por lo que depende del cuadrado de su velocidad.
La reducción de las variables macroscópicas a variables mecánicas como la
posición, velocidad, momento lineal o energía cinética de las moléculas, que
pueden relacionarse a través de las leyes de la mecánica de Newton, debería
de proporcionar todas las leyes empíricas de los gases. En general, esto resulta
ser cierto.

2. La teoría física que relaciona las propiedades de los gases con la mecánica
clásica se denomina teoría cinética de los gases. Además de proporcionar una
base para la ecuación de estado del gas ideal. La teoría cinética también puede
emplearse para predecir muchas otras propiedades de los gases, entre ellas la
distribución estadística de las velocidades moleculares y las propiedades de
transporte como la conductividad térmica, el coeficiente de difusión o la
viscosidad.
Ley De Difusión De Graham
La difusión, es decir, la mezcla gradual de las moléculas de un gas con
moléculas de otro en virtud de sus propiedades cinéticas, constituye una
demostración directa del movimiento aleatorio. La difusión siempre procede
de una región de mayor concentración a otra menos concentrada. Por otra
parte, la efusión es un proceso en el que las moléculas de un gas pasan a
través de un orificio muy pequeño, desde un recipiente que está a mayor
presión hacia otro de menor presión. En igualdad de condiciones, las
velocidades de difusión de dos gases diferentes son inversamente
proporcionales a las raíces cuadradas de sus densidades () o de sus masas
moleculares (M). Así:
1
2
2
1
=
V
V
δ
δ
Como la densidad de los gases () es:
T
×
R
M
×
P
=
δ 
1
2
2
1
M
M
=
V
V

3. Figura 15. Efusión de los gases a través de un orificio diminuto. En a) la masa
molecular del gas es más elevado que en b), por lo que la velocidad V1 del gas
en a) es más lenta que la velocidad V2 del gas en b).
Ejemplo: si un gas desconocido efunde a una velocidad que es 0.468 veces la
del O2 a la misma temperatura, ¿cuál es la masa molar molecular de este gas
desconocido?
Solución:
Aplicando la ecuación de difusión de los gases:
1
1
O
O
1
M
mol
/
g
0
.
32
=
468
.
0
=
M
M
=
V
V 2
2
Al despejar la masa molar molecular desconocida, tenemos:
( ) 219
.
0
=
468
.
0
=
M
mol
/
g
0
.
32 2
1
mol
/
g
146
=
219
.
0
mol
/
g
0
.
32
=
M1
Ejercicio: Calcular la relación de las velocidades de efusión de N2 y de O2.

4. Desviación del Comportamiento Ideal
Las leyes de los gases y la teoría cinético molecular suponen que las moléculas en estado
gaseoso no ejercen fuerza alguna entre ellas, ya sea de atracción o de repulsión. Otra
suposición es que el volumen de las moléculas es pequeño, y por tanto, despreciable en
comparación con el recipiente que las contiene.
Un gas que satisface estas condiciones se dice que tiene un comportamiento ideal.
Aunque se puede suponer que los gases reales se comporten como ideales, no se puede
esperar que lo haga en todas las condiciones. Cuando aumenta la presión las
desviaciones del comportamiento ideal pueden ser significativas. Las fuerzas de atracción
operan a distancias cortas, y a presión atmosférica las moléculas de un gas están muy
separadas y las fuerzas de atracción son despreciables. A presiones elevadas aumenta la
densidad del gas y las moléculas ahora están más cercas unas de otras. Entonces, las
fuerzas intermoleculares pueden ser muy significativas y afectar el movimiento de las
moléculas, por lo que el gas no se comportará en forma ideal.
Otra manera de observar la desviación del comportamiento ideal es con la temperatura.
Cuando esta disminuye, los gases se alejan del comportamiento ideal. Con el
enfriamiento del gas disminuye la energía cinética promedio de sus moléculas, que en
cierto sentido priva a las moléculas del impulso que necesitan para romper su atracción
mutua.
Entonces se hace necesario modificar la ecuación del gas ideal, tomando en cuenta las
fuerzas intermoleculares y volúmenes moleculares finitos. Van der Waals sugirió que la
presión ejercida por un gas ideal esta relacionada con la presión experimental medida por
medio de la ecuación:
Pideal = Preal + an2
/V2
Donde a es una constante n, V son los moles y el volumen del gas, respectivamente.
Este introduce un primer factor de corrección, el cual corrige la presión ideal. Otro factor
de corrección es necesario introducir en la ecuación para corregir el efecto del volumen
(V-nb), donde nb representa el volumen ocupado por n moles del gas. La ecuación de
estado queda entonces:
(P + an2
/V2
)*(V-nb)=nRT  la cual se conoce como ecuación de Van der Waals.

5. Para efectos de este curso solo se evaluará en detalle el comportamiento ideal de los
gases.